Samenvatting Hoofdstuk 11 Scheikunde - Redoxreacties.

Hoofdstuk 11 Scheikunde - Redoxreacties

Wat je moet weten:
Elektronenoverdracht
Redox

11.1 Elektronenoverdracht
Redoxreactie
Halfreactie
Oxidator
Reductor
Totaalreactie

Bij veel processen is er sprake van elektronenoverdracht. Een reactie waarbij
elektronenoverdracht plaatsvindt, noem je een redoxreactie. Een metaal kan bijvoorbeeld
reageren met een zoutoplossing:
Voorbeeld 1
Een kopersulfaatoplossing heeft een blauw kleur door de Cu2+-ionen. Als je aan deze
kopersulfaatoplossing een stukje zink toevoegt, verdwijnt het zink. De blauwe kleur van
de oplossing wordt lichter en er ontstaat koper.

De zinkatomen staan elektronen af (donor) en vormen zinkionen. De koperionen nemen
elektronen op (acceptor) en vormen koperatomen. Dit is de elektronenoverdracht.


Cu2+ + 2 e- → Cu (s)
Deze vergelijking van koper heet een halfreactie. Het geeft de helft van de boven
beschreven reactie weer. Het deeltje dat de elektronen opneemt (koper) noem je de
oxidator. Het deeltje dat de elektronen afstaat (zink) noem je de reductor.
Zn (s) → Zn2+ + 2 e-
Als je de reacties optelt, krijg je de totaalreactie:
Cu2+ (aq) + Zn (s) → Cu (s) + Zn2+ (aq)
Er mogen geen elektronen in de totaalreactie voorkomen. Indien de elektronen niet met
elkaar overeenkomen, moet je sommige halfreacties met een getal vermenigvuldigen om
een kloppende totaalreactie te krijgen.

Sommige reacties, zoals het oplossen van natriumchloride in water lijken op redoxreacties
maar zijn dat niet.
NaCl (s) → Na+ (aq) + Cl- (aq)

, Voor de pijl staan geen ladingen en achter de pijl wel. Het lijkt op een elektronenoverdracht
maar als je naar de individuele deeltjes kijkt zie je dat NaCl een zout is. Er staan dus wel voor
en na de pijl ladingen. Het is een oplosvergelijking, geen redoxreactie.
2 Na (s) + Cl2 (g) → 2 NaCl (s)
Hier vindt wel een elektronenoverdracht plaats. De deeltjes voor de pijl zijn neutraal terwijl
er na de pijl geladen deeltjes (Na+ en Cl-) zijn.
Na (s) → Na+ + e- (x2)
- -
Cl2 (g) + 2 e → 2 Cl
2 Na (s) + Cl2 (g) → 2 NaCl (s)

Natrium is de reductor en chloor de oxidator.

11.2 Redoxkoppels
Edelheid van metalen
Geconjugeerde reductor
Geconjugeerde oxidator
Redoxkoppel
Standaardelektrodepotentiaal
Stappenplan redoxreactie

Alle metalen reductoren, ze vormen positieve ionen en staan dus elektronen af. Een onedel
metaal, een metaal dat gemakkelijk met andere stoffen reageert, is een sterke reductor. Een
edel metaal, een metaal dat niet zo gemakkelijk reageert, is een zwakke reductor. Dit is de
edelheid van metalen.

De positieve ionen van metalen zoals zilver, koper en zink zijn oxidatoren. De Ag +-ionen
kunnen reageren met de metalen koper en zink. De Cu2+-ionen kunnen alleen reageren met
het metaal zink, de Zn2+-ionen kunnen met geen van deze metalen reageren (meest edel).
Als het metaal een sterke reductor is (onedel), dan is het metaalion een zwakke oxidator.

Het Ag-atoom noem je de geconjugeerde reductor van de oxidator Ag+. Het Ag+-ion is dan
weer de geconjugeerde oxidator van het Ag-atoom. Ze zijn samen een redoxkoppel.

Achter elk redoxkoppel in BiNaS staat de zogenaamde standaardelektrodepotentiaal, V0,
uitgedrukt in volt. Het is een maat voor de sterkte van de oxidator in het koppel. Hoe hoger
de waarde hoe sterker de oxidator en zwakker de reductor. De reactie verloopt indien de
oxidator hoger staat dan de reductor.

Metalen reageren altijd als reductor, halogenen altijd als oxidator. Sommige deeltjes kunnen
als beide reageren. Een voorbeeld is water. Is er een sterkere reductor, dan is het deeltje
een oxidator. Anders reageert het als reductor.